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pH NOS ALIMENTOS

A maioria dos alimentos é ligeiramente ácida, uma vez que os produtos alcalinos têm, em geral, sabor

desagradável. Uma exceção é a clara de ovo cujo pH chega a alcançar 9,2.

GRAUS DE ACIDEZ DE DIVERSOS TIPOS DE ALIMENTOS

Sucos de frutas, refrigerantesMuito ácidos <4,0

Frutas e hortaliçasÁcidos 4,0 a 4,5

Leite, carnes, pescados, alguns vegetais

Pouco ácidos >4,5

Tipos de alimentosGrau de acidez

Valores aproximados de pH de alguns produtos vegetais

5,5-6,0Espinafre

4,2-4,3Tomate

5,3-5,6Batatas

5,7-6,0Salsa

5,3-5,8Cebola (vermelha)

6,0Alface

3,8Pepino

5,6Couve-flor

4,9-5,2Cenoura

6,5Brócolis

4,2-4,4Beterraba

4,6-6,5Feijões

pHHortaliças, legumes e cereais

Valores aproximados de pH de alguns produtos vegetais

3,4-4,5Uvas

5,2-5,6Melancia

2,8-4,6Ameixa

3,6-4,3Laranja (suco)

6,3-6,7Melão

1,8-2,0Limão

4,6Figo

4,5-4,7Banana

2,9-3,3Maçã

pHFrutas

Valores aproximados do pH de produtos lácteos e cárneos, aves e pescado

4,9-5,9Queijo

6,5Creme

6,3-6,5Leite

6,1-6,4Manteiga

pHProdutos lácteos

6,2-6,4Galinha

6,0Vitela

5,9-6,1Presunto

5,1-6,2Carne moída

pHCarnes e Aves

Valores aproximados do pH de produtos lácteos e cárneos, aves e pescado

6,8-7,0Camarão

5,5Pescada branca

6,1-6,3Salmão

5,2-6,1Atum

4,8-6,3Ostras

7,0Caranguejo

6,5Mariscos

6,6-6,8Peixe (maior parte das espécies)

pHPeixe e Mariscos

ASPECTOS ADICIONAIS DOS

EQUILÍBRIOS AQUOSOS

ASPECTOS ADICIONAIS DOS EQUILÍBRIOS AQUOSOS

Água: excepcional habilidade em dissolver grande variedade de substâncias.

Soluções aquosas encontradas na natureza:fluidos biológicos e a água do mar.

Contêm muitos solutos.

Muitos equilíbrios acontecem simultaneamente nessas soluções.

O EFEITO DO ÍON COMUM

Concentrações no equilíbrio de íons em solução contendo um ácido fraco ou uma base fraca.

Soluções que contêm não apenas um ácido fraco, como o ácido acético

(CH3COOH), mas também um sal solúvel desse ácido, como o CH3COONa.

O que acontece quando CH3COONa é adicionado à solução de CH3COOH?

CH3COONa é um eletrólito forte.

Dissocia-se completamente em solução aquosa para formar íons Na+ e CH3COO-.

Em comparação, CH3COOH é um eletrólito fraco.

CH3COOH(aq) CH3COO-(aq) + H+

(aq)

CH3COONa(aq) CH3COO-(aq) + Na+

(aq)

A adição de CH3COO- a partir de CH3COONa faz com que o equilíbrio desloque-se para a

esquerda, diminuindo, portanto, a concentração no equilíbrio de H+

(aq).

CH3COOH(aq) CH3COO-(aq) + H+

(aq)

CH3COONa

Adição de CH3COO- desloca o equilíbrio, reduzindo [H+].

A ionização de uma base fraca também diminui com a adição de um íon comum. Por exemplo, a adição de NH4

+ (como a partir do eletrólito forte NH4Cl) faz com que o equilíbrio de dissociação de NH3 desloque para a esquerda, diminuindo a concentração de OH- no equilíbrio e abaixando o pH.

NH3 (aq) + H2O(l) NH4+

(aq) + OH-(aq)

NH4Cl

Adição de NH4+ desloca o

equilíbrio, reduzindo [OH-].

CH3COO- é uma base fraca.

O pH da solução aumenta.

[H+] diminui.

EFEITO DO ÍON COMUM

A extensão da ionização de um eletrólito fraco é diminuída pela adição à solução de

um eletrólito forte no qual há um íon comum com o eletrólito fraco.

EXERCÍCIOS

1. Qual é o pH de uma solução preparada pela adição de 0,30 mol de ácido acético (CH3COOH) e 0,30 mol de acetato de sódio (CH3COONa) em quantidade suficiente de água para perfazer 1,0 L de solução.

2. Calcule o pH de uma solução contendo 0,085 mol / L de ácido nitroso, (HNO2; Ka= 4,5 x 10-4) e 0,10 mol / L de nitrito de potássio (KNO2).

EXERCÍCIOS

3. Calcule a concentração de íon fluoreto e o pH de uma solução de 0,20 mol / L de HF e 0,10 mol /L de HCl.

4. Calcule a concentração de íon formato e o pH de uma solução de 0,050 mol / L de ácido fórmico (HCOOH; Ka = 1,8 x 10-4) e 0,10 mol / L de HNO3.

SOLUÇÕES-TAMPÃO (TAMPÕES)

Soluções que contêm um par ácido-base conjugado fraco, podem resistir

drasticamente às variações de pH com a adição de pequenas quantidades de

ácido ou base forte.

COMPOSIÇÃO E AÇÃO DAS SOLUÇÕES-TAMPÃO

Um tampão resiste ás variações no pH porque ele contém tanto espécies ácidas para neutralizar

os íons OH- quanto espécies básicas para neutralizar os íons H+.

As espécies ácidas e básicas que constituem o tampão não devem consumir umas às outras pela

reação de neutralização.

Exigência preenchida por um parÁCIDO-BASE CONJUGADO

CH3COOH / CH3COO- NH4+ / NH3ou


Preparação

Mistura de um ácido fraco ou uma base fraca com um sal do ácido ou da base.


Considerando-se um ácido fraco:

HX (aq) H+ (aq) + X- (aq)

Ka =[H+] [X-]

[HX]Ka

[HX][X-]

[H+] =

[H+], e em decorrência o pH, é determinado por dois fatores: O valor de Ka para o componente ácido fraco do tampão e a razão das concentrações do par ácido-base

conjugado [HX] / [X-].


Íons OH- são adicionados à solução-tampão:

HX (aq) H2O (l) + X- (aq)OH- (aq) +

[HX]

[X-]

Quantidades de HX e X- no tampão são grandes comparadas com a quantidade de OH- adicionada,

por isso a razão [HX] / [X-] não varia muito, tornando a variação no pH pequena.


Íons H+ são adicionados à solução-tampão:

[X-]

[HX]

Quantidades de HX e X- no tampão são grandes comparadas com a quantidade de H+ adicionada,

por isso a razão [HX] / [X-] não varia muito, tornando a variação no pH pequena.

X- (aq) HX (aq)H+ (aq) +


Os tampões resistem mais eficazmente à variação de pH em qualquer sentido quando as

concentrações de ácido fraco e base conjugada são aproximadamente as mesmas.

A partir da equação:

Vemos que, quando as concentrações de ácido fraco e base conjugada são iguais, [H+] = Ka.

Geralmente tentamos selecionar um tampão cuja forma ácida tem pKa próximo do pH desejado.

Ka[HX][X-]

[H+] =

CAPACIDADE DE TAMPÃO E pH

Características de um tampão:

CAPACIDADE

pH

CAPACIDADE DE TAMPÃO

É a quantidade de ácido ou base que um tampão pode neutralizar antes que o pH comece a variar a um grau apreciável.

Depende da quantidade de ácido e base da qual o tampão é feito.

pH

Depende de Ka para o ácido e das respectivas concentrações relativas de

ácido e base que o tampão contém.

Quanto maior as quantidades do par ácido-baseconjugado, a razão de suas concentrações, e,

conseqüentemente, o pH se tornam mais resistentes às mudanças.

EQUAÇÃO DE HENDERSEN-HASSELBALCH

Ka[HX][X-]

[H+] =

- log Ka[HX][X-]

- log [H+] = - log Ka - log=[HX][X-]

pH = pKa - log [HX][X-]

[X-][HX]

= pKa + log

Onde, - log [H+] = pH e – log Ka = pKa, temos:

[HX][X-]= pKa + logpH

EXERCÍCIOS

2. Qual a quantidade de matéria de NH4Cl que deve ser adicionada a 2,0 L de 0,10 mol/L de NH3 para formar um tampão cujo pH é 9,00? (Suponha que a adição de NH4Cl não altere o volume da solução.) Kb = 1,8 x 10-5

1. Suponha que estejamos cultivando bactérias que requeiram um ambiente ácido e que desejamos preparar um tampão com pH aproximadamente igual a 4. Como primeira tentativa, preparamos uma solução-tampão constituída de CH3COONa(aq) 0,040 M e CH3COOH(aq)0,080 M a 25 oC e então prepara-se para adicionar mais ácido ou base para ajustar o pH ao valor que requeremos. Qual o pH da solução-tampão original?

3. Um tampão é preparado pela adição de 0,300 mol de CH3COOH e 0,300 mol de CH3COONa em água suficiente para perfazer 1,00 L de solução. O pH do tampão é 4,74.

a) Calcule o pH dessa solução depois que 0,020 mol de NaOH é adicionado .

b) Calcule o pH resultante se 0,020 mol de NaOH fosse adicionado a 1,0 L de água pura (despreze quaisquer variações de volume).

4. Determine:

a) O pH original do tampão depois da adição de 0,020 mol de HCl.

b) O pH da solução que resultaria da adição de 0,020 mol de HCl a 1,00 L de água pura.

SANGUE COMO UMA SOLUÇÃO-TAMPÃO

O sangue é uma mistura aquosa complexa com um pH tamponado a aproximadamente7,4.

Muitas das reações que ocorrem nos seres vivos são extremamente sensíveis ao pH e só

realizam-se em uma faixa estreita de pH.

CORPO HUMANO

Notável e complexo sistema de tampões.


Sangue humano: ligeiramente básico com um pH normal de 7,35 a 7,45.

Desvio da faixa de pH: efeitos que rompem significativamente a estabilidade das membranas

das células, estruturas das proteínas e das atividades das enzimas.

Se o pH cai abaixo de 6,8 ou subir acima de 7,8 pode resultar em morte.


ACIDOSE: o pH cai abaixo de 7,35.

ALCALOSE: o pH sobe acima de 7,45.

A acidose é a tendência mais comum porque o metabolismo normal gera vários

ácidos dentro do corpo.


Sistema tampão usado para controlar o pH no sangue.

SISTEMA TAMPÃO ÁCIDO CARBÔNICO-BICARBONATO

H2CO3 / HCO3- : são um par ácido base conjugado.


H+(aq) + HCO3

-(aq) H2CO3(aq) H2O(l) + CO2(g)

Equilíbrios importantes no sistema tampão ácido carbônico-bicarbonato:

CO2: um gás que fornece um mecanismo para o corpo se ajustar aos equilíbrios.

A remoção de CO2 por exalação desloca o equilíbrio para a direita, consumindo íons H+.


Para que o tampão tenha pH de 7,4, a razão [base] / [ácido] deve ser igual a um valor de 20.

No plasma sangüíneo normal as concentrações de HCO3- e H2CO3 são aproximadamente de

0,024 mol / L e 0,0012 mol /L, respectivamente.

O tampão tem alta capacidade para neutralizar ácido adicional, mas apenas uma baixa

capacidade para neutralizar base adicional.


Os principais órgão que regulam o pH do sistema tampão ácido carbônico-bicarbonato são pulmões e rins. Alguns dos receptores no cérebro são sensíveis às concentrações de H+ e CO2 nos fluídos corpóreos. Quando a concentração de CO2 aumenta, os equilíbrios deslocam-se para a esquerda, o que leva à formação de mais H+. Os receptores disparam um reflexo para respirar mais rápido e mais profundamente, aumentando a velocidade de eliminação de CO2 dos pulmões e deslocando o equilíbrio de volta para a direita. Os rins absorvem ou liberam H+ e HCO3

-; muito do excesso de ácido deixa o corpo na urina, que normalmente tem pH de 5,0 a 7,0.

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